溶液中离子共存的规律
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结引言离子共存是指两种或多种离子在同一溶液中同时存在的现象。
在化学和生物学领域中，我们经常会遇到离子共存问题。
离子共存问题的规律总结对于我们理解溶液中的离子行为、化学反应以及环境污染等都具有重要意义。
本文将总结离子共存问题的一些规律，帮助读者更好地了解离子共存现象。
离子共存的基本原则离子在溶液中的行为受到一些基本原则的制约：1.电荷平衡原则：在溶液中，离子的总正电荷应当等于总负电荷，以保持电中性。
当不同离子共存时，需要满足总正电荷等于总负电荷的条件。
2.晶体溶解平衡原则：离子的溶解和沉淀受到溶液中浓度和溶解度的影响。
当不同离子的溶解度相互影响时，可能会发生沉淀反应。
3.共存离子间的相互作用：离子之间可能会发生相互作用，包括离子的吸附、配位反应等。
这些相互作用会影响离子在溶液中的行为。
离子共存问题的规律总结离子共存问题中存在一些常见的规律，我们可以通过以下几个方面进行总结：1. 离子产生共存的原因离子产生共存的原因可以归纳为以下几点：•相似的化学性质：具有相似化学性质的离子更容易共存，例如亲水性离子（如钠离子和氯离子）在水溶液中往往会共存。
相似性质的离子在溶液中的相互作用也较大，从而增加了共存的可能性。
•配位作用：一些离子可能通过配位作用形成络合物，使其共存于溶液中。
例如，金属离子可以与配位体形成络合物，从而增加了离子在溶液中共存的能力。
•缓冲作用：缓冲溶液中存在的离子共存是由于溶液中的缓冲剂起到了稳定离子浓度的作用。
缓冲作用可以使离子在一定浓度范围内共存，从而维持溶液的稳定性。
2. 离子共存造成的影响离子共存可能会产生以下影响：•溶解度的变化：不同离子的共存可能会影响溶解度的大小。
一些离子可能会与溶液中的其他离子发生配位反应，形成难溶盐或沉淀。
这会影响到溶液的浓度和化学反应的进行。
•腐蚀和沉积问题：某些离子的共存可能会导致金属腐蚀或沉积问题。
例如，水中存在氯离子和硫酸根离子会导致金属腐蚀加剧；而镁离子和碳酸根离子的共存会导致水垢的沉积。
离子共存原则
离子共存原则离子共存原则是化学中的一种基本规律，它描述了在溶液中不同离子之间的相互作用和共存关系。
离子是带电的原子或分子，在溶液中会与其他离子发生相互作用，这种相互作用是化学反应和溶解过程中不可忽视的因素。
离子共存原则对于理解溶液中离子的行为以及溶液化学反应的发生机制有着重要的意义。
离子共存原则的基本概念是指在溶液中，不同离子之间会发生各种相互作用，包括离子间的吸引力、斥力、配位作用等。
这些相互作用会影响离子的运动和行为，进而影响溶液的性质和化学反应的进行。
离子共存原则使我们能够理解和预测溶液中离子的行为，为溶液中离子的化学反应提供了理论基础。
离子共存原则可以总结为以下几个重要方面：1. 离子间的吸引力和斥力：离子在溶液中会受到其他离子的吸引和斥力作用。
同电荷的离子会互相排斥，而异电荷的离子会互相吸引。
这种相互作用力决定了离子在溶液中的分布和运动方式。
2. 配位作用：离子在溶液中可以通过配位作用与其他离子或分子形成配合物。
这种配位作用可以改变离子的活性和溶解度，影响溶液中离子的行为和化学反应的进行。
3. 溶液的电导性：溶液中存在离子时，会导致溶液具有一定的电导性。
离子的电荷使得溶液可以传导电流，这是溶液中离子共存的直接表现。
4. 溶液的溶解度：离子的溶解度是指在特定条件下，溶液中可以溶解的离子的最大浓度。
离子共存会影响溶解度，有时可以提高溶解度，有时则会降低溶解度。
离子共存原则在实际应用中有着广泛的意义。
例如，在药物设计中，根据离子共存原则可以选择合适的配体和离子进行配位作用，从而提高药物的活性和溶解度。
在环境保护中，离子共存原则可以帮助我们理解污染物在水体中的迁移和转化过程，为环境治理提供科学依据。
离子共存原则是描述溶液中离子相互作用和共存关系的基本规律。
离子在溶液中的行为受到其他离子的相互作用力和配位作用的影响，这种相互作用决定了溶液的性质和化学反应的进行。
离子共存原则在化学研究和实际应用中具有重要的意义，为我们理解溶液中离子的行为和化学反应的发生机制提供了理论基础。
溶液中离子共存的条件
溶液中离子共存的条件1. 引言在化学领域中，溶液是指由溶质溶解在溶剂中形成的均匀混合物。
当溶质是离子时，溶液中会存在多种离子，它们可以共存于同一溶液中。
离子共存的条件是指在一定的环境下，不同离子能够同时存在于溶液中的条件。
本文将详细介绍溶液中离子共存的条件。
2. 离子的性质与溶解度离子是带电的化学粒子，它们可以带正电荷（阳离子）或负电荷（阴离子）。
离子在溶液中的存在形式与其溶解度有关。
溶解度是指单位溶剂中能溶解的溶质的最大量，通常以摩尔溶质/升溶剂（mol/L）表示。
离子在溶液中的存在形式有三种： 1. 完全离解：溶质的所有分子都解离成离子，如NaCl溶解在水中生成Na+和Cl-离子。
2. 部分离解：溶质的部分分子解离成离子，如H2CO3溶解在水中生成H+和HCO3-离子。
3. 未离解：溶质的分子没有解离成离子，如蔗糖溶解在水中不生成离子。
离子的溶解度受多种因素影响，包括溶剂的性质、温度、压力、pH值等。
在溶液中，离子的共存与这些因素密切相关。
3. 溶液中离子共存的条件溶液中离子共存的条件可以从以下几个方面进行讨论：3.1 溶剂的性质溶剂的性质对离子的溶解度和共存有重要影响。
一般来说，极性溶剂（如水）有利于离子的溶解和共存，而非极性溶剂（如石油醚）对离子的溶解度较低，难以共存。
以水为溶剂的情况下，离子的溶解度与溶剂的极性和溶解度规律有关。
根据溶解度规律，相同电荷的离子在水中的溶解度随离子半径的增大而增大，如Na+、K+、Li+等碱金属离子的溶解度较高；相反，带负电荷的离子在水中的溶解度随离子半径的增大而减小，如F-、Cl-、Br-等卤素离子的溶解度逐渐减小。
3.2 温度温度对溶解度和离子共存也有重要影响。
一般来说，溶解度随温度的升高而增大，这是因为在较高温度下，溶剂分子的热运动更加剧烈，离子解离的机会增加。
温度对离子共存的影响可以通过溶解度积来理解。
溶解度积是指离子在溶液中的浓度乘积，记为Ksp。
高考化学离子共存专项知识点总结
高考化学离子共存专项知识点总结离子共存是高考化学中的一个重要内容，要求学生了解不同离子在溶液中的共存与反应规律。
下面是对高考化学离子共存专项知识点的总结：一、离子共存的条件1. 相互之间没有剧烈发生化学反应的离子才能共存。
如Na+与Cl-、Ca2+与Cl-等。
2. 相互之间发生反应形成沉淀的离子不能共存。
如Ag+与Cl-、Pb2+与I-等。
3. 具有相同离子电荷的离子可以共存，但它们不能同时存在于一个水溶液中，如Na+、K+、NH4+等。
二、离子共存的规律1. 含有多种阳离子或阴离子的溶液，当它们共存时，可能会发生离子的交换反应。
2. 当溶液中存在两种可共存的阳离子或阴离子时，先用“金十字法则”判断是否发生沉淀反应。
满足金十字法则则会有沉淀生成。
3. 溶液中存在多种阳离子或阴离子时，可以借助溶液析出平衡常数的大小来确定是否发生沉淀反应。
平衡常数大的离子会先发生沉淀。
4. 溶液中多种阳离子或阴离子共存时，可以根据沉淀的溶解度积及阳离子或阴离子的加入顺序来确定产生的沉淀物。
三、常见离子共存实验操作1. 通常离子共存实验操作可以先通过外观来推断是否发生了沉淀反应，再通过试剂的颜色变化、沉淀物的产生和不产生等来确定是否发生了反应。
2. 实验中通常采用加酸和加碱的方法来选择不同的离子。
3. 在实验操作中，要注意保持反应体系的酸碱平衡，避免过量的酸碱反应。
四、离子共存的解析方法1. 离子共存的解析方法主要有质量分析法和电位滴定法。
2. 质量分析法是通过离子的各种物理和化学性质，如颜色、密度、熔点、沉淀物的溶解性等进行鉴别和测定。
3. 电位滴定法是通过离子间的氧化还原反应进行滴定分析，根据测得的电位变化来推断有关离子的存在。
五、离子共存的应用领域离子共存的知识点在实际应用中有许多方面的应用，主要包括：1. 离子共存在环境保护领域的应用，如饮用水、工业废水等中金属离子的共存与分离。
2. 离子共存在生活中的应用，如家庭自来水中钙、镁等金属离子的浓度分析。
高中化学离子共存知识点总结8篇
高中化学离子共存知识点总结8篇第1篇示例：高中化学离子共存知识点总结在高中化学学习过程中，离子共存是一个非常重要的知识点，涉及到化学反应的进行和产物的判断。
离子共存是指在溶液中同时存在两种或两种以上的离子。
在实际生活和实验中，离子通常是以离子固体的形式存在，通过溶解可以形成溶液。
1. 离子溶液的电导性离子是带有电荷的粒子，因此溶解在水中形成的离子固体在水中会形成带电的离子溶液。
带电的离子会导致溶液的电导性增加，其中离子的浓度越高，电导性越强。
通过电导实验可以判断离子是共存还是单独存在。
2. 离子溶液的化学反应离子在溶液中会发生各种化学反应，例如酸碱中和反应、氧化还原反应、络合反应等。
不同离子之间的反应会产生不同的化学物质，这些化学物质的性质和溶液中的离子有关。
3. 离子共存的判断在观察一种溶液时，如果存在多种离子，则需要通过化学实验鉴定其中所含的离子种类。
通常使用的方法有析出法、沉淀法、鉴定法等。
通过这些方法可以准确地判断出溶液中所含的离子种类。
4. 常见的离子共存情况常见的离子共存情况有氯离子和硫酸根离子、氯离子和硝酸根离子、氢氧化物离子和硫酸根离子等。
这些共存情况在化学实验和生活中都有一定的应用，需要我们进行仔细的观察和分析。
5. 离子溶液的应用离子共存的知识在化学实验和工业生产中有着广泛的应用。
比如在水处理中，需要判断水中离子的种类和浓度，以确定水质的好坏；在矿产资源开发中，也需要通过分析离子种类来选择合适的提取方法等。
离子共存是化学学习中的一个重要知识点，需要我们掌握好离子的性质、化学反应和鉴定方法，才能更好地进行化学实验和问题解决。
希望以上内容对大家有所帮助，希望大家能够在学习中加深对离子共存知识的理解。
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】第2篇示例：高中化学离子共存知识点总结在高中化学学习中，离子共存是一个重要的知识点。
离子是带电的原子或者分子，当两种或两种以上的离子在一起时，就会形成离子共存。
溶液中离子共存的条件
溶液中离子共存的条件离子共存一般均指大量共存，微溶物质可视为沉淀。
离子共存条件：同一溶液中的任意两种离子间不能发生复分解反应，即任意两种离子不得相互结合生成气体、沉淀、水三者之一。
也不能结合生成可溶性的弱酸。
（磷酸、碳酸等）和弱碱（如氨水）一、有关溶液中离子能否共存的判断：（考查离子性质及相互反应，离子间能发生反应则不能共存）1、酸性溶液中不能大量存在的离子，如OH-、CO32-、HCO3-、SO32-2、碱性溶液中不能大量存在的离子：如Mg2+、Zn2+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、NH4+、HCO3-、HSO4-等3、溶液中相互反应有沉淀或微溶物生成的离子不能大量共存，如Cl—与Ag+、SO42-与Ba2+、Ca2+、Ag+、CO32-与Ba2+、Ca2+等不能共存二、在初中阶段，不能通过一步反应实现的类型大致有以下几类：1、不溶性碱不能一步成碱，如Cu（OH）2→NaOH2、不溶性碱性氧化物不能一步成碱，如Fe2O3→Fe（OH）33、不溶性酸性氧化物不能一步成酸，如SiO2→H2SiO34、氯酸盐不能一步成氯化物5、硝酸（钾或钠盐）不能一步成钠或钾的硝酸盐或盐酸盐，如KNO3→NaNO3例1、某溶液中可能有下列离子中的一种或几种：NH4+、Cu2+、Fe3+、SO42-、CO32-、HCO3—、Cl-、NO3-。
（1）当溶液中有大量H+存在时，则溶液中不可能CO32-、HCO3有离子。
（2）（2）当溶液中有大量OH-存在时，则溶液中可能有SO42-、CO32-、Cl-、NO3-，不可能有Fe3+、Cu2+、NH4+、HCO3-例2、下列各组离子能在PH=1的溶液中大量共存的是（）A．Na+、Ba2+、Cl-、OH- B．SO42-、K+、Ca2+、CO32-C．NO3-、Cl-、Mg2+、Cu2+ D．Ag+、Na+、NO3-、Cl-例3、只通过一步反应不能实现的下列变化是（）A．铜→硝酸铜 B．氯酸钾→氯化银 C．氧化铁→氢氧化铁D．熟石灰→苛性钠例4、下列各组离子能共存于同一溶液的是（）A．H2SO4与NaCl B．HCl与K2CO3C．Na2SO4与Ba（NO3）2 A．NaOH与CuCl2例5、下列各组离子能共存于同一溶液的是（）A．K+、Cl-、NO3-、Ag+、H+B．CO32-、K+、H+、OH-、Ba2+C．K+、OH-、Cu2+、K+D．Cu2+、NO3—、SO42—、K+、Cl—例6、下列离子在酸性溶液和碱性溶液中都能大量共存的一组是（）A．Cu2+、NO3—、Ba2+、K+、Cl—B．CO32-、SO42—、K+、Na+ C．SO42—、Cu2+、Na+、Cl—D．K+、NO3-、SO42—、Ba2+练习：1、下列物质能大量共存于同一溶液中的是（）A．硝酸钙、氯化镁、氢氧化钠B．氯化钡、硫酸钾、氯化钠C．硫酸铜、氢氧化钾、硝酸钠D．氢氧化钠、氯化钡、硝酸钾2、某无色溶液中可能是下列离子中的（）A．NO3—、Cu2+、Na+、OH—B．Na+、Cl—、SO42—、Ba2+C．K+、NO3—、Fe2+、SO42—D．K+、Cl—、SO42—、K+3、四位同学在检验同一含三种溶质的未知溶液时，得出下列四种答案，你认为正确的是（）A．碳酸钾、硝酸钡、氢氧化钠B．硫酸铜、氯化钠、硝酸C．硝酸银、硫酸钾、氯化铁D．氯化钙、硝酸钡、氢氧化铁。
离子共存问题规律总结
离子共存问题规律总结离子共存是指在溶液中同时存在不同离子种类的情况。
在化学反应和溶液中，离子共存是非常常见的现象。
离子共存会对化学反应的进行产生影响，因此对离子共存的规律进行总结是非常重要的。
首先，离子共存会影响沉淀反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，如果它们的生成物有一个是不溶的沉淀，那么就会发生沉淀反应。
这时，我们需要根据溶解度积来判断沉淀的生成。
溶解度积是指在一定温度下，沉淀的生成物的溶解度的乘积。
如果溶解度积大于实际溶解度，就会生成沉淀。
其次，离子共存还会影响氧化还原反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会参与氧化还原反应。
这时，我们需要根据标准电极电势来判断氧化还原反应的进行。
标准电极电势是指当物质在标准状态下，与标准氢电极发生氧化还原反应时所产生的电动势。
根据标准电极电势的大小，可以判断氧化还原反应的进行方向和强弱。
此外，离子共存还会影响络合反应的进行。
在溶液中，当两种离子共存时，它们会发生络合反应。
络合反应是指金属离子与配体形成配位化合物的反应。
这时，我们需要根据络合平衡常数来判断络合反应的进行。
络合平衡常数是指在一定温度下，络合反应的反应物和生成物的浓度的乘积与络合物的浓度的商。
如果络合平衡常数大于1，就会生成络合物。
总的来说，离子共存会对化学反应的进行产生影响，需要根据不同的化学反应来判断离子共存的规律。
在实际应用中，我们需要根据实际情况来选择合适的化学方法来判断离子共存的规律，从而更好地进行化学分析和实验研究。
希望本文所述的离子共存问题规律总结能对相关领域的研究工作有所帮助。
离子共存判断的四个原则
离子共存判断的四个原则一肯定性原则肯定性原则就是根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子，常通过颜色、特征反应和特征现象来确定。
1. 根据颜色来判断1.1有颜色的离子：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO－4(紫色)、CrO2－4(黄色)、Cr2O2－7(橙色)（2CrO2－4＋2H＋Cr2O2－7＋H2O）1.2有颜色的沉淀：Fe(OH)3(红褐色絮状)、Cu(OH)2(蓝色絮状)、Fe(OH)2(氧化：白色→红褐色)1.3有颜色的固体：Fe2O3(红褐色)，Cu2O(砖红色)，CuO、MnO2、FeO、Fe3O4(黑色)，S(淡黄色)，AgBr(淡黄色)，AgI(黄色)1.4有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)、NO(氧化：无色→红棕色)二互斥性原则互斥性原则是指在肯定某些离子的同时，结合离子共存规律（复分解反应、氧化还原反应的规律），否定一些离子的存在。
1根据溶液的酸碱性1.1强酸性溶液(非盐类水解)中不能共存：CH3COO－、F－、CO2－3/HCO－3、SO2－3/HSO－3、SiO2－3、ClO－、S2－（弱酸根）1.2强酸性溶液(非盐类水解)中不能共存：NH＋4、Mg2+~Ag+、酸式根（HCO－3、HSO－3）溶液中隐含的酸碱性：①常温下，水电离产生的c(H+)= 1.0×10-12mol·L-1，则要注意溶液的pH可能为2或者12②与Al反应放出氢气的溶液，该溶液可能是酸性或强碱性③使酸碱指示剂变色，熟记常见指示剂变色范围：甲基橙：3.1~4.4（红、橙、黄）酚酞8.2~10.0（无色、粉、红）石蕊 5.0~8.2（红、紫、蓝）④常温下，c(H+)c(OH—)＝10-a，若10-a＞1则溶液呈酸性，若10-a＜1则溶液呈碱性，当左右两边同乘以K w，c2(H+)＝10－(a+14)2根据复分解反应不能大量共存K盐、Na盐和铵盐均可溶解；Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+与OH－、CO2－3、SO2－3、SiO2－3；Cl－只与Ag+不能共存；SO2－4只与Ba2+、Ag＋、Ca2+不能大量共存；CO2－3、SO2－3只与K+、Na+、NH+4共存HCO－3、HSO－3不与会发生双水解的Fe2+、Fe3+、(Al3+)共存3三进出性原则进出性原则通常是在一些实验过程中应用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
离子共存、离子的检验和推断
离子共存、离子的检验和推断在化学中，离子共存也是很常见的现象。
因此，对离子的检验和推断起着至关重要的作用。
下面我们将深入探讨离子共存、离子的检验和推断的相关知识。
离子共存的原因在实验化学中，离子共存较为常见。
离子在其溶液中相互作用，形成共存体系。
通常，离子共存有以下几个原因：1.离子的化学性质：具有相同化学性质的离子，在同一条件下，会倾向于在同一溶液中存在，形成离子共存体系。
2.溶质溶剂间的相互作用：离子与溶质、溶剂之间的相互作用也会导致离子的共存。
3.实验条件：控制不佳、实验条件差等原因，也可能导致离子的共存。
离子的检验离子检验指的是通过化学方法，检测出样品中是否存在某些特定的离子。
其中，常用的离子检验包括：阳离子1.铵离子：加入Nessler试液，若出现黄色，则存在铵离子。
2.钠离子：加入酸性铁氰化钠试液和苯酚红指示剂，若出现红色，则证明存在钠离子。
3.钙离子：加入硫酸铵试液和草酸试液，若出现白色沉淀，则存在钙离子。
4.铁离子：加入硫氰酸钾试液和苯酚红指示剂，若出现红色，则证明存在铁离子。
阴离子1.氯离子：加入银氨试液，若出现白色沉淀，则存在氯离子。
2.硫酸根离子：加入钡盐试液，若出现白色沉淀，则存在硫酸根离子。
3.硝酸根离子：加入密度较大的硝酸银试液，若出现白色沉淀，则存在硝酸根离子。
4.碳酸根离子：加入盐酸，若产生气体，则证明存在碳酸根离子。
离子推断离子推断指的是通过已知的离子检验结果，推测出未知物质样品中的离子种类和数量。
离子的推断通常按照递推法进行。
确定阳离子1.质量作用定律：根据它和阴离子的相对比例，从几个阳离子中确定一组可能的组合。
2.离子比例法：通过阳离子和阴离子的相对比例，推断出组成物质的阳离子的种类。
3.等电点法：根据相对质量和等电点，选择出可能存在的阳离子组合。
确定阴离子1.除去有机酸根离子、硝酸根离子、碳酸根离子：根据阳离子的推断结果，排除掉已知的有机酸根离子、硝酸根离子、碳酸根离子。
高中化学离子共存知识点总结
高中化学离子共存知识点总结一、离子共存的概念离子共存是指在溶液中同时存在两种或多种离子的现象。
由于离子具有电荷，它们之间会发生相互作用，对溶液的性质和反应有重要影响。
二、离子共存的现象1. 相对稳定性不同离子的稳定性不同，某些离子在特定溶液中会相对稳定，而在其他溶液中会发生反应。
离子共存时，有些离子可能会发生沉淀、配位或氧化还原反应，导致相应的离子浓度发生变化。
2. 配位数离子在溶液中的配位数是指一个离子周围固定数量的配位体与其形成配位键的个数。
离子共存时，配位数常常会发生变化，配位体可能会与不同的离子形成配位键。
3. 水合作用离子在溶液中常常与水分子发生水合作用，形成水合离子。
离子共存时，不同离子的水合能力和水合度不同，水合作用也会发生变化。
三、离子共存的影响1. 沉淀反应当两种离子共存时，可能会发生沉淀反应。
沉淀反应是指两种溶液中的离子结合形成固体沉淀的反应。
沉淀反应常用于离子的定性分析和分离。
2. 配位反应离子共存时，配位体可能会与不同的离子形成配位键，发生配位反应。
配位反应在化学分析和配位化学中具有重要应用。
3. 氧化还原反应离子共存时，可能会发生氧化还原反应。
氧化还原反应是指物质失去或获得电子的过程。
离子的氧化还原性质对于溶液中的氧化还原反应具有重要影响。
四、离子共存的判断与分离1. 溶液中是否发生沉淀反应可以通过溶液中离子的溶解度积来判断。
溶解度积是指溶液中离子的浓度乘积，当溶液中离子浓度的乘积超过其溶解度积时，就会发生沉淀反应。
2. 分离离子可以通过沉淀、配位、氧化还原等反应进行。
常用的方法有沉淀法、络合滴定法、氧化还原滴定法等。
五、离子共存的应用1. 离子共存在环境中的应用离子共存对于水质和土壤的污染分析具有重要意义。
通过分析溶液中不同离子的浓度，可以判断水质或土壤的污染程度。
2. 离子共存在医学和生物学中的应用离子共存对于体液中离子浓度的测定以及生物体内离子平衡的维持具有重要作用。
离子溶液共存的条件
离子溶液共存的条件离子溶液是由正负离子组成的溶液，共存指的是在同一溶液中同时存在不同种类的离子。
离子溶液共存的条件受到多种因素的影响，包括溶质的溶解度、溶液的温度、浓度以及化学反应等。
下面将从这些方面来详细介绍离子溶液共存的条件。
1. 溶质的溶解度溶质的溶解度是指在一定温度下，单位体积溶剂中最多能溶解的溶质的量。
离子溶液的共存与溶质的溶解度密切相关。
当溶质的溶解度大于其溶液中的浓度时，离子溶液就会共存。
例如，当氯化钠溶解度大于溶液中的浓度时，就会形成离子溶液。
2. 溶液的温度温度对离子溶液的共存也有一定影响。
一般来说，随着温度的升高，溶解度会增加，溶质更容易溶解在溶剂中，从而促进离子溶液的共存。
但也有一些溶质的溶解度随温度的升高而降低的情况。
因此，溶液的温度对离子溶液共存的条件有一定的影响。
3. 溶液的浓度溶液的浓度也是影响离子溶液共存的重要因素。
一般来说，溶液中离子的浓度越高，离子溶液的共存就越容易发生。
当溶液中同时存在多种离子时，它们之间可能会发生化学反应，形成沉淀物或产生新的离子。
因此，溶液的浓度对离子溶液共存的条件有一定的影响。
4. 化学反应离子溶液共存的条件还与化学反应有关。
在一些特定的条件下，离子溶液中的离子可能会发生化学反应，形成新的化合物或产生沉淀。
这些化学反应可以改变溶液中离子的浓度和种类，从而影响离子溶液的共存。
因此，在考虑离子溶液的共存条件时，需要考虑溶液中的化学反应。
离子溶液的共存受到多种因素的影响，包括溶质的溶解度、溶液的温度、浓度以及化学反应等。
在一定的条件下，离子溶液可以共存，形成各种不同的离子组合。
研究离子溶液的共存条件有助于深入理解溶液中离子的行为和性质，并在实际应用中发挥重要作用，例如在药物配伍、环境污染控制以及水处理等领域。
离子共存四大原则
离子共存四大原则离子共存是指不同种类离子在一个溶液或固体中共存的现象。
在化学中，离子的共存是非常常见且重要的，它在生命体内的许多生化过程中起着关键作用，也广泛应用于环境科学、工艺制造等领域。
离子共存的四大原则是指，离子之间共存的规律和条件。
这四大原则分别是：电荷平衡原则、溶解平衡原则、沉淀平衡原则和分配平衡原则。
首先，电荷平衡原则是指在溶液中或者固体中，总的正电荷和总的负电荷要保持平衡。
这意味着如果溶液中存在一个带正电荷的离子，就必须存在一个带负电荷的离子来维持电荷平衡。
比如，当溶液中存在Na+离子时，就必须有Cl-离子存在来保持电荷平衡。
其次，溶解平衡原则是指溶解度有限的离子化合物在溶液中达到一种平衡状态。
当溶解度有限的离子化合物溶解在溶液中时，溶解物和溶出物之间会达到一个平衡，即溶解度。
这个原则是描述离子共存的重要原则，比如一些常见的离子化合物如AgCl在水溶液中溶解时，会达到一个动态平衡状态。
第三，沉淀平衡原则是指当两种互相补偿电荷的离子遇到时，会发生沉淀反应而达到平衡。
当溶液中两种离子浓度适当，且能够形成互补电荷的沉淀物时，就会发生沉淀反应。
这个原则在工艺制造中应用广泛，比如在水处理过程中，铁离子与氢氧根离子结合形成Fe(OH)3沉淀物。
最后，分配平衡原则是指在两种不同相的溶液中，离子在两相之间按一定比例分配，达到平衡状态。
比如在液液萃取过程中，当两种溶液中存在相同的化学物质但浓度不同时，离子会在两相之间按一定比例分配，直到达到平衡。
这个原则在环境科学中用于解决水体中有机污染物的分离与去除问题。
总而言之，离子共存的四大原则包括电荷平衡原则、溶解平衡原则、沉淀平衡原则和分配平衡原则。
这些原则指导我们理解离子共存的规律和途径，在化学、生命科学、环境科学等领域中具有广泛的应用价值。
通过研究离子共存的原则，我们能更好地理解和利用离子相互作用，进一步推动科学的发展和应用的创新。
离子大量共存判断方法
离子大量共存判断方法离子是由带电的原子或原子团组成的化学物质。
离子的相互作用对于化学反应和物质性质起着至关重要的作用。
在某些情况下，离子可以大量共存，形成一种混合物。
下面将介绍一些常用的离子大量共存判断方法。
1. 溶解度规律：溶解度规律是描述离子在水溶液中溶解度的定性规律。
根据溶解度规律，对于能够生成溶解度积稳定的离子共存体系，它们的溶解度积会达到平衡，不再发生明显的溶解和沉淀反应。
因此，当溶液中存在多种离子时，可以通过溶解度积来判断是否会发生沉淀反应。
如果离子的溶解度积小于等于其溶解度积稳定常数，就不会发生沉淀反应；反之，如果溶解度积大于溶解度积稳定常数，就会发生沉淀反应。
通过对离子溶解度积的计算和比较，可以判断不同离子是否能够共存。
2. 离子交换反应：离子交换反应是一种常用的分析和分离离子的方法。
在离子交换反应中，树脂通常被用作吸附离子的载体。
树脂表面的功能团可以选择性地吸附并交换溶液中的离子。
通过改变溶液的pH值、温度或所加入的其他物质，可以选择性地吸附和释放某些离子。
通过观察吸附和释放的离子类型和数量，可以判断离子的共存情况。
3. 离子选择电极：离子选择电极是一种能够选择性地测量溶液中特定离子浓度的电极。
离子选择性电极通常由玻璃电极或微电极制成，其表面涂覆有选择性膜。
选择性膜可以选择性地吸附特定离子，并通过与离子间的化学反应生成电信号。
通过测量电极信号的变化，可以定量地测量溶液中特定离子的浓度，并进一步判断是否存在其他离子。
4. 应用赛尼定律：赛尼定律是描述电解质溶液中离子浓度与电导率之间关系的定量规律。
根据赛尼定律，对于存在多种离子的溶液，其电导率可以由各个离子的浓度和移动性加权求和得到。
通过测量溶液的电导率，并使用赛尼定律进行计算，可以推断溶液中各个离子的浓度，从而判断离子的共存情况。
综上所述，离子大量共存的判断方法包括溶解度规律、离子交换反应、离子选择电极和应用赛尼定律。
这些方法可以定性或定量地判断离子的存在和浓度，从而揭示离子在体系中的大量共存情况。
离子大量共存规律总结
离子大量共存规律总结相关知识点：(一)、由于发生复分解反应，离子不能大量共存。
１、有气体产生。
如CO32-、S2-、HS-、HSO3-、等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要是由于CO32-＋2H+＝CO2↑＋H2O、HS-＋H+＝H2S↑。
２、有沉淀生成。
按照溶解性表，如果两种离子结合能形成沉淀的，就不能大量共存。
溶解性表，可总结成这么五句话：钾(K+)钠(Na+)硝(NO3-)铵(NH4+)溶，硫酸(SO42-)除钡(Ba2+)铅(Pb2+)（不溶），盐酸（Cl－）除银（Ag＋）亚汞（Hg２２＋）（不溶），其他离子基本与碱同。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存主要是由于Ba2+＋CO32-＝CaCO3↓、Ca2+＋SO42-＝CaSO4（微溶）；Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存也是因为Cu2+＋2OH-＝Cu(OH)2↓，Fe3+＋3OH-＝Fe(OH)3↓等。
３、有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO-等与H+不能大量共存，主要是由于OH-＋H+＝H2O、CH3COO-＋H+＝CH3COOH；一些酸式弱酸根不能与OH-大量共存是因为HCO3-＋OH-=CO32-＋H2O、HPO42-＋OH-＝PO43-＋H2O、N H4+＋OH-=NH3·H2O等。
４、一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。
这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。
如3AlO2-＋3Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓等。
(二)、由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存１、具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如I-和Fe 3+不能大量共存是由于2I-＋2Fe3+=I2＋2Fe2+。
离子在溶液中大量共存的条件
离子在溶液中大量共存的条件所谓离子共存,实质上就是看离子间是否发生反应的问题.若在溶液中发生反应,就不能共存.看能否发生反应,不仅是因为有沉淀、气体、水、难电离的物质产生,还涉及到溶液酸碱性、有色、无色,能否进行氧化还原反应等.一般注意以下几点：①在强酸性溶液中,不能大量存在弱酸根离子：如CO32－、HCO3－、S2－、HS－、SO32－、SiO32-、AlO2－、F－等,也不能有大量的OH－.②强碱性溶液中,不能大量存在弱碱金属离子.如：Mg2+、Fe2+、Al3+、Cu2+及NH4＋等,也不能大量存在H＋及酸式根离子：HCO3－、HSO3－、HS －、H2PO4－等.③能发生氧化还原反应的离子也不能共存：如：Fe3+与I－,Cu2+与I －,Fe2+与NO3－,H＋与S2O32－,ClO－与S2－,ClO－与Fe2+,H＋、I－与NO3－,H＋、I－与SO32－或S2－等.④能形成络离子的也不能共存：如：Fe3+与SCN－,Ag+与S2O32－,Fe3+与C6H5O－等.1．同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应,离子之间便不能在溶液中大量共存.(1)生成难溶物或微溶物：Ba2+与CO32－、Ag+与Br－、Ca2+与SO42－等不能大量共存.(2)生成气体或挥发性物质：如NH4＋与OH－,H＋与CO32－、HCO3－、S2－、HS－、HSO3－、SO32－等不能大量共存.(3)生成难电离的物质：如H＋与Ac－（即醋酸根离子）、CO32－、S2-、SO32－等生成弱酸；OH－与NH4＋、Cu2+、Fe3＋等生成弱碱；H＋与OH－生成水,这些离子不能大量共存.(4)发生氧化还原反应：氧化性离子(如Fe3+、NO3－、ClO－、MnO4－等)与还原性离子(如S2－、I－、Fe2+、SO32－等)不能大量共存.注意Fe2+与Fe3+可以共存.（5）形成配合物：如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存.2．附加隐含条件的应用规律：（1）溶液无色透明时,则溶液中肯定没有有色离子.常见的有色离子是Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4－等.（2）强碱性溶液中肯定不存在与OH－起反应的离子!（3）强酸性溶液中肯定不存在与H+起反应的离子!（4）离子能够大量共存,包括离子相互间不会发生化学反应,不会生成沉淀,不会生成气体挥发。
离子大量共存规律总结(2)
离子大量共存规律总结1.离子共存问题是离子反应条件所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
2、熟记常考离子的性质注：“两性离子”指既能与酸反应又能与碱反应的离子，一般多元弱酸的酸式酸根离子3、离子间通常发生四种类型的反应，能互反应的离子不能大量共存。
（1）复分解反应①、有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+等不能与SO42-、CO32等大量共存主要是由于Ba2++ CO32-= CaCO s J； Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存也是因为Cu2++ 2OH-= Cu（OH） 2 ^, Fe3++ 3OH-= Fe（OH）3 j等。
②有气体产生。
如CO32-、S2-、HS-、HSO3-、等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存，主要^是由于CO32-+ 2H += CO2 H2O、HS-+ H+= H2S To③有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-（一般除C「、SO42 —、NO3「、I-、Br-、CIO4「外的阴离子）等与H+不能大量共存，主要是由于OH-+ H +=出0、CH3COO-+ H += CH3COOH ;一些酸式弱酸根不能与OH-大量共存是因为HCO3-+ OH-=CO32- + H2O、HPO42-+ OH-= PO43-+ H2O、NH4++ OH-=NH3 H2O 等。
（2）、发生氧化还原反应：具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存常见的氧化性离子：MnO4、、ClO、Fe3*、NO3（H）常见的还原性离子：S2-（HS-）、SO32-（HSO3-）、I-、Br-、Fe2*注：Fe3+与Fe2*、Br-能大量共存(3)发生双水解反应：能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存。
常见的双水解：① Al3+、Fe3+和CO32(HCO3「)、S2-(HS-)、AI02「、CIO「等② NH 4+和SiO32「、AIO2 —(4) -------------------------------------------------------------------------------------- 络合反应：如Fe3+和SCN-、C6H5O-,由于Fe3* + SCN-一 --------------------------------------- [Fe(SCN)] 2+等络合反应而不能大量共存。
化学离子共存口诀
化学离子共存口诀化学离子共存是化学中一个重要的概念，它指的是在溶液中同时存在不同离子的情况。
由于离子的存在会影响溶液的性质和反应过程，因此了解离子共存的规律对于化学实验和应用具有重要意义。
在化学离子共存口诀中，我们可以学到一些常见的离子共存规律，这将有助于我们更好地理解化学反应和解决实际问题。
我们来学习一下化学离子共存的基本规律。
在溶液中，离子之间的相互作用会导致溶液中某些离子无法独立存在，它们会以某种形式结合在一起。
这种结合可以是阳离子与阴离子之间的结合，也可以是阳离子与阳离子、阴离子与阴离子之间的结合。
离子之间的结合形式多种多样，如配位结合、共有键结合等。
这些结合形式的不同会影响溶液的性质和反应过程。
接下来，我们来学习一些常见的化学离子共存规律。
首先是氯离子和银离子的共存规律。
在溶液中，氯离子和银离子会发生化学反应生成白色的沉淀物氯化银。
这是因为银离子与氯离子结合形成了不溶于水的氯化银沉淀。
这个规律在实验室中经常被用来检测溶液中是否存在氯离子。
另一个常见的化学离子共存规律是碳酸氢根离子和钙离子的共存规律。
在溶液中，碳酸氢根离子和钙离子会发生化学反应生成白色的沉淀物碳酸钙。
这是因为钙离子与碳酸氢根离子结合形成了不溶于水的碳酸钙沉淀。
这个规律在实验室中常被用来检测溶液中是否存在碳酸氢根离子。
除了上述两个规律，还有一些其他常见的化学离子共存规律。
比如，硫酸根离子和铁离子的共存规律。
在溶液中，硫酸根离子和铁离子会发生化学反应生成深红色的沉淀物硫酸铁。
这是因为铁离子与硫酸根离子结合形成了不溶于水的硫酸铁沉淀。
这个规律在实验室中常被用来检测溶液中是否存在硫酸根离子。
铵离子和氯离子的共存规律也是化学离子共存中的一个重要规律。
在溶液中，铵离子和氯离子会发生化学反应生成白色的沉淀物氯化铵。
这是因为铵离子与氯离子结合形成了不溶于水的氯化铵沉淀。
这个规律在实验室中常被用来检测溶液中是否存在铵离子。
化学离子共存是化学中一个重要的概念，它涉及到离子之间的相互作用和结合形式。
判断溶液中离子能否大量共存的规律
判断溶液中离子能否大量共存的规律离子共存问题历来是高考特别关注的考点，而如何判断溶液中离子能否共存也是学生学习的一个难点。
通常在水溶液中能生成沉淀、生成弱电解质、生成气体、发生氧化还原反应的离子都不能大量共存。
小编为大家整理了高中化学必修:判断溶液中离子能否大量共存的规律，希望同学们牢牢掌握。
多种离子能否大量共存于同一溶液中，归纳起来就是：一色，二性，三特殊，四反应。
1.一色--溶液颜色若限定无色溶液，则Cu2+,Fe2+,Fe3+,MnO4-等有色离子不能存在。
2.二性--溶液的酸，碱性⑴在强酸性溶液中，OH-及弱酸根阴离子(如CO32-,SO32-,S2-,CH3COO-等)不能大量存在。
⑵在强碱性溶液中，弱碱阳离子(如NH4+,Al3+,Mg2+,Fe3+等)不能大量存在。
⑶酸式弱酸根离子(如HCO3-,HSO3-,HS-)在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。
3.三特殊--三种特殊情况⑴AlO2-与HCO3-不能大量共存：AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓+CO32-⑵“NO3-+H+”组合具有强氧化性，能与S2-,Fe2+,I-,SO32-等因发生氧化还原反应而不能大量共存⑶NH4+与CH3COO-，CO32-，Mg2+与HCO3-等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度很小，它们在溶液中能大量共存(加热就不同了)。
4.四反应--四种反应类型指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。
⑴复分解反应如Ba2+与SO42-，NH4+与OH-，H+与CH3COO-等⑵氧化还原反应如Fe3+与I-,NO3-(H+)与Fe2+,MnO4-(H+)与Br-等⑶相互促进的水解反应如Al3+与HCO3-,Al3+与AlO2-等⑷络合反应如Fe3+与SCN-等。
离子溶液共存的条件(一)
离子溶液共存的条件(一)
离子溶液共存的条件
离子溶液指的是溶解度足够大，以至于其中可以存在可观察到的离子的溶液。
离子溶液是化学反应和许多重要的生物学过程的基础。
离子溶液的共存主要受到以下几个条件的影响：
同一离子的电荷平衡
当两种不同的离子溶液混合时，同一离子的电荷平衡是共存的首要条件。
例如，如果两个溶液中都含有阳离子A+，那么这两种离子溶液只有当A+的浓度相等时才能共存。
这是因为如果A+的浓度不相等，离子将会从高浓度向低浓度移动，直到达到平衡。
溶质的溶解度积
溶解度积是指离子在溶液中的浓度乘积。
当两个离子的溶解度积相等时，它们可以共存。
比如，如果溶液A的溶解度积为K1，溶液B 的溶解度积为K2，那么只有当K1=K2时它们才能共存。
溶质的共存和离子的浓度
当溶液中两种离子的浓度接近饱和时，它们可以共存。
如果浓度过高，就会发生析出反应，溶液中会出现沉淀物。
因此，要使离子溶液共存，需要控制好离子的浓度，使其接近但不超过饱和。
溶剂和溶质的相互作用
溶剂和溶质之间的相互作用也会影响离子溶液的共存。
某些溶剂
能够更好地溶解离子，从而促进离子的共存。
此外，溶剂的温度、压
力和pH值等因素也会对离子溶液的共存产生影响。
综上所述，离子溶液的共存需要满足同一离子的电荷平衡、溶质
的溶解度积相等、离子的浓度适中以及溶剂和溶质的相互作用等条件。
只有在这些条件的共同作用下，离子溶液才能稳定地共存。
判断离子共存的四原则
判断离子共存的四原则离子共存知识是高考的热点,也是每年高考的必考内容。
离子能否共存其实就是看离子之间能否发生反应,能反应,则不能大量共存;否则,能大量共存。
在判断离子能否共存时,常用到以下四大原则: 1肯定性原则肯定性原则就是根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子。
此原则常根据一色、四反应、三特等来确定溶液中存在或不存在的离子。
(1)一色:无色溶液中不存在Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-、CrO42-、Cr2O72-等有色离子。
(2)四反应:发生以下四大反应,均不能共存。
①复分解反应离子间相互反应能生成难溶物、易挥发物质、难电离物质都不能大量共存。
I. 生成难溶物:如Ba2+、Ca2+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Ag+与Cl-、SO42-、CO32- 等不能大量共存。
为了确定哪些物质难溶,我们最好能记住溶解性口诀表:钾钠铵硝皆可溶、盐酸盐不溶银亚汞;硫酸盐不溶钡和铅、碳磷酸盐多不溶;多数酸溶碱少溶、只有钾钠铵钡溶;几种微溶物要牢记、口诀中未有皆下沉。
II. 生成易挥发物质:如H+与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等;OH-与NH4+。
III. 生成难电离物质:如H+与F-、ClO-、PO43-、CH3COO-等弱酸根离子。
②氧化还原反应常见的四种氧化性离子有:Fe3+、NO3-、MnO4-、ClO-,常见的六种还原性离子有:Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-、Cl-。
其中Fe3+ 能将S2-、SO32-、I-氧化而不能大量共存;NO3-在酸性条件下能将Fe2+、S2-、SO32-、I-、Br-氧化而不能大量共存;MnO4-、ClO- 在碱性或中性条件下能将S2-、SO32-、I- 等氧化而不能大量共存,在酸性条件下可以将上述六种还原性离子都氧化而不能大量共存。
除此之外,S2-与SO32-在碱性条件下可以共存,但酸性条件下则会发生氧化还原反应而不能大量共存。
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溶液中离子共存的规律
一、同一溶液中若离子间符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能在同一溶液中大量共存
1、生成难溶物或微溶物：如Ba2+与CO
32-、Ag+与Br-、Ca2+与SO
4
2-等不能大量共存。
2、生成气体或挥发性物质：如NH
4+与OH-、H+与CO
3
2-、HCO
3
-、S2-、HS-、HSO
3
-、SO
3
2-
等不能大量共存。
3、生成难电离的物质：如H+与CH
3COO-、CO
3
2-、S2-、SO
3
2-等生成弱酸；OH-与NH
4
+、
C2+、Fe3+等生成弱碱或沉淀；H+与OH-生成水，这些离子不能大量共存。
4、发生氧化还原反应：氧化性离子（如Fe3+、NO
3-、ClO-、MnO
4
-等）与还原性离
子（如S2-、I-、Fe2+、SO
3
2-等）因在溶液中（特别是在酸性溶液中）发生氧化还原反应而不能大量共存。
5、形成配合物：如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。
二、警惕“陷阱”设置，突破离子共存
在离子共存问题上，常常设置一些“陷阱”，做题时应引起注意
1、警惕“颜色陷阱”
若限定溶液无色，则Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、CrO
4-、MnO
4
-等有色离子不能大量存在。
2、警惕溶液酸、碱性的几种表示方法
(1)表示酸性溶液的是①pH<7或c(H＋)>c(OH－)或c(OH－)＝10－(8～14) mol·L－1(25 ℃)。
②能使pH试纸显红色的溶液。
③能使甲基橙显红色或橙色的溶液。
④能使紫色石蕊试液显红色的溶液。
(2)表示碱性溶液的是①pH>7或c(H＋)<c(OH－)或c(H＋)＝10－(8～14) mol·L－1。
②能使酚酞试液显红色的溶液。
③能使紫色石蕊试液显蓝色的溶液。
④能使pH试纸显蓝色的溶液。
(3)既表示可能为酸性溶液又表示可能为碱性溶液的是①与Al反应放出H
2
的溶液(注：不能是相当于HNO
3
形成的酸性溶液)。
②由水电离出的c(H＋)＝1×10－n mol·L－1或由水电离出的c(OH－)＝1×10－n mol·L－1的溶液(常温下n≠7)(说明：n<7水解显酸性或碱性，n>7加酸或加碱抑制水的电离)。
③与NH4HCO3或
(NH
4)
2
CO
3
等反应放出气体的溶液。
3、警惕几种隐含情况
(1)含有大量Fe3＋的溶液，隐含是酸性溶液，并具有强氧化性。
(2)含有大量NO－
3
的溶液，隐含酸性条件下具有强氧化性。
(3)含有大量AlO－
2
的溶液，隐含是碱性溶液。
(4)含大量S2－、SO2－
3
的溶液，隐含不是酸性溶液。
4．警惕相互促进水解的几种情况
(1)NH＋
4与CH
3
COO－、CO2－
3
，Mg2＋与HCO－
3
等组合中，虽然存在相互促进水解情况，
但水解程度较小，在溶液中仍然能大量共存。
(2)Fe3＋、Al3＋与CO2－
3、HCO－
3
、AlO－
2
、HS－、S2－相互促进水解，生成沉淀或气体，
不能大量共存。
题组一题干中有限制条件的离子共存问题的判断
1．在pH＝13的无色溶液中，可以大量共存的一组离子是( 答案 C )
A．NH＋
4、NO－
3
、K＋、SO2－
4
B．CO2－
3
、NO－
3
、HCO－
3
、Na＋
C．Na＋、ClO－、AlO－
2、NO－
3
D．Cu2＋、K＋、Na＋、SO2－
4
2．某溶液中由水电离产生的c(OH－)＝1×10－14 mol·L－1，满足此条件的溶液中一定可以大量共存的离子组是( 答案 B )
A．Al3＋、Na＋、NO－
3、Cl－B．K＋、Na＋、Cl－、NO－
3
C．K＋、Na＋、Cl－、AlO－
2 D．K＋、NH＋
4
、SO2－
4
、NO－
3
题组二选项中有限制条件的离子共存问题的判断
3．常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是( 答案 A )
A．使甲基橙变红色的溶液：Mg2＋、K＋、SO2－
4、NO－
3
B．使酚酞变红色的溶液：Na＋、Cu2＋、HCO－
3、NO－
3
C．0.1 mol·L－1 AgNO
3溶液：H＋、K＋、SO2－
4
、I－
D．0.1 mol·L－1 NaAlO
2溶液：H＋、Na＋、Cl－、SO2－
4
4．常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是(答案A)
A．0.1 mol·L－1 NaOH溶液：K＋、Na＋、SO2－
4、CO2－
3
B．0.1 mol·L－1 Na
2CO
3
溶液：K＋、Ba2＋、NO－
3
、Cl－
C．0.1 mol·L－1 FeCl
3溶液：K＋、NH＋
4
、I－、SCN－
D．c(H＋)/c(OH－)＝1×1014的溶液：Ca2＋、Na＋、ClO－、NO－3
三、离子共存问题审题“五大”注意
(1)应注意判断离子共存的情况：“能、不能”，“一定、可能、一定不能”；
(2)应注意题干中提示的溶液酸碱性：酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液
应考虑OH－的存在；
(3)应注意题干中提示的溶液颜色：溶液无色时，有色离子不能存在；
(4)应注意题干中提示的水的电离程度：当由水电离出的c(H＋)或c(OH－)小于1×10－7 mol·L－1时，水的电离受到抑制，溶液可能为酸性溶液或碱性溶液；当由水电离出的c(H＋)或c(OH－)大于1×10－7 mol·L－1时，水的电离受到促进，溶液可能为弱酸盐溶液或弱碱盐溶液；
(5)注意正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液、KOH溶液为无色透明溶液，
CuSO
4溶液、FeCl
3
溶液是有色透明溶液，不能认为“有色”就不透明。
四、离子反应的应用——离子推断
该类试题通常以实验探究的形式出现，题目中给出每步实验的操作及现象，要求根据现象推断所含离子。
推断时要仔细分析每一步所发生的反应，并注意思维的严密性，解题时要特别注意以下几点：
1．注意有颜色的离子与溶液的颜色是否一致。
2．根据某现象推出含有的某种离子，该离子是否为前面的操作引入的。
3．注意离子共存问题
(1)离子是否能存在于溶液中，要特别注意溶液的性质(如酸、碱性、氧化性、还原性)与离子的性质；
(2)推断结果中的离子是否能共存于同一溶液中；
(3)离子是否会隐蔽转化，如Al3＋遇到过量的强碱转化为AlO－
2，AlO－
2
遇到过量的
强酸转化为Al3＋。
题组一定性推断离子
1．溶液X中可能含有K＋、Mg2＋、Al3＋、AlO－
2、SiO2－
3
、CO2－
3
、SO2－
3
、SO2－
4
中的若干
种离子。
某同学对该溶液进行了如下实验：
下列判断正确的是 ( 答案 C )
A．气体甲一定是纯净物 B．沉淀甲是硅酸和硅酸镁的混合物
C．K＋、AlO－
2和SiO2－
3
一定存在于溶液X中
D．CO2－
3和SO2－
4
一定不存在于溶液X中
思维点拨
坚持“四项”基本原则，突破离子推断问题。
(1)肯定性原则，结合实验现象推出肯定存在或肯定不存在的物质或离子。
(2)互斥性原则，在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在。
(3)进出性原则，注意实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。
(4)电中性原则，溶液中既要有阳离子，也要有阴离子。
题组二定量推断离子
例：(2013·上海，17)某溶液可能含有Cl－、SO2－
4、CO2－
3
、NH＋
4
、Fe3＋、Al3＋和K＋。
取该溶液100 mL，加入过量NaOH溶液，加热，得到0.02 mol气体，同时产生红褐色沉淀；过滤，洗涤，灼烧，得到1.6 g固体；向上述滤液中加足量BaCl
2溶液，得到4.66 g不溶于盐酸的沉淀。
由此可知原溶液中
( 答案 B )
A．至少存在5种离子
B．Cl－一定存在，且c(Cl－)≥0.4 mol·L－1
C．SO2－
4、NH＋
4
一定存在，Cl－可能不存在
D．CO2－
3
、Al3＋一定不存在，K＋可能存在
方法技巧
电荷守恒法确定离子
定量推断最后一种离子存在的方法：如果多种离子共存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数。